Energiakäyrä
Ionikiteessä positiiviset ja negatiiviset ionit eivät muodosta vain erillisiä kahden hiukkasen pareja. Jokainen ioni vuorovaikuttaa monien ympäröivien ionien kanssa, ja hilalenergia on koko rakenteen kollektiivinen ominaisuus. Siksi esimerkiksi NaCl-kidettä on harhaanjohtavaa kuvata erillisten NaCl-molekyylien joukkona.
Kovalenttinen sidos
Jos sidoksen atomit vetävät elektronitiheyttä eri voimakkuudella, sidokseen syntyy osittaisvarauksia ja dipolimomentti. Molekyylin kokonaispolaarisuus riippuu kuitenkin geometriasta. Hiilidioksidissa kaksi C=O-sidosta ovat polaarisia, mutta lineaarisen molekyylin vastakkaiset dipolit kumoavat toisensa.
Ioninen sidos on kollektiivinen
Saman atomiparin tapauksessa suurempi sidoksen kertaluku liittyy usein lyhyempään ja vahvempaan sidokseen. Molekyyliorbitaaliteoriassa sidoksen kertaluku voidaan kytkeä sitovien ja hajottavien orbitaalien miehitykseen. Tämä selittää myös tapauksia, joissa yksinkertainen Lewis-rakenne ei riitä.
Sidoksen polaarisuus
O₂ on paramagneettinen: sillä on kaksi paritonta elektronia. Yksinkertainen Lewis-kuva ei tee tätä ilmeiseksi, mutta molekyyliorbitaaliteoria sijoittaa kaksi elektronia kahteen degeneroituneeseen π*-hajottavaan orbitaaliin. Tämä on hyvä esimerkki siitä, miksi eri sidosteorioita tarvitaan eri tarkkuustasoilla.
Energiakäyrä
Oktettisääntö toimii hyvin monille pääryhmien yhdisteille, mutta elektronivajaat yhdisteet, radikaalit ja hypervalentit rakenteet ovat todellisia poikkeuksia. Atomit eivät 'halua oktettia'; havaitut rakenteet määräytyvät koko elektronijärjestelmän energian perusteella.
Jos sidoksen atomit vetävät elektronitiheyttä eri voimakkuudella, sidokseen syntyy osittaisvarauksia ja dipolimomentti. Molekyylin kokonaispolaarisuus riippuu kuitenkin geometriasta. Hiilidioksidissa kaksi C=O-sidosta ovat polaarisia, mutta lineaarisen molekyylin vastakkaiset dipolit kumoavat toisensa.